Реферат: Железоаммонийные квасцы - текст реферата. Скачать бесплатно.
Банк рефератов, курсовых и дипломных работ. Много и бесплатно. # | Правила оформления работ | Добавить в избранное
 
 
   
Меню Меню Меню Меню Меню
   
Napishem.com Napishem.com Napishem.com

Реферат

Железоаммонийные квасцы

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Microsoft Word, 462 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

16 Министерство образования и науки РФ ГОУ ВГУ Кемеровский государственный университет Химический факультет Кафедра неорганической химии Курсовая работа Железоаммонийные квасцы Исполнитель: студент группы Х-053(2) Бондина Е.В. Руководитель: доцент кафедры неорганической химии Мохов А.И. Кемерово 2006 Содержание Введен ие 3 1. Железо 4 2. Химически е свойства железа, его основные соединения 6 2.1.Основные соединения железа ( II ) 7 2.2.Основные соединения железа ( III ) 8 3 . Квасцы 9 4. Синтез жел езоаммонийных квасцов 11 5. Физически е свойства NH 4 Fe(SO 4 ) 2 *12H 2 O 12 6. Качествен ные реакции 13 7. Расчёты 14 8. Вывод 15 9. Список исп ользованной литературы 16 Введение Целью моей курсовой работы является синтез железоаммонийных квасцов. Подтвердить их получение можно с помощью качественных реакций. Квасцы — двойные соли, кристаллогидраты сульфатов трёх- и одновалентны х металлов общей формулы M + 2 SO 4 ·M 3+ 2 (SO 4 ) 3 ·24H 2 O (часто записывается как M + M 3+ (SO 4 ) 2 ·12H 2 O), где M + — один из щелочных металлов (литий, натрий, кали й, рубидий или цезий), а M 3+ — один из трехвале нтных металлов (обычно алюминий, хром или железо(III)). Ион аммония (NH 4 + ) может также выступать в роли M + . Квасцы могут быть получены смешением горячих эквимолярных водных раст воров сульфатов соответствующих металлов, при охлаждении таких раство ров из них кристаллизуются квасцы. Раньше этот термин относился только к алюмокалиевым квасцам. Их получал и из природных минералов, из которых наиболее пригодным для этого был ал унит. Природный алунит обычно находили в виде бесцветных кристаллов, кот орые римляне называли словом alumen (род ительный падеж от aluminis ). От этого слова произошло и современное название элемента алюминия. Полученные из алун ита квасцы имели сладковато-кислый вяжущий вкус, откуда идёт их название в славянских языках; например, кислота по-польски – kwas ; отсюда и русское слово «закваска» - вещест во, вызывающее кислое брожение. Ко времени возникновения химии практические познания людей уже были и в елики и многообразны: умели плавить металлы и стекла, даже окрашенные, по хожие на драгоценные камни; изготовлять мыло; во все цвета красить ткани, применяя квасцы и железный купорос в качестве закрепителя; знали много л екарств как природных, так и искусственных; умели использовать процессы брожения, приготовляя хлеб, вино. 1. Железо Железо – самый рас пространенный после алюминия металл на земном шаре; оно составляет окол о 5% земной коры. Встречается железо в виде различных соединений: оксидов, сульфидов, силикатов. В свободном виде железо находят в метеоритах, изре дка встречается самородное железо (феррит) в земной коре как продукт зас тывания магмы. Железо входит в состав многих минералов, из которых слага ются месторождения железных руд. Основные рудные мин ералы железа: Гематит (железный блеск, красный железняк) – Fe 2 O 3 (до 70% Fe ); Магнетит (магнитный железняк) – Fe 3 O 4 (до 72,4% Fe ); Гетит – FeOOH Гидрогетит – FeOOH * nH 2 O (лимонит) – (около 62% Fe ); Сидерит – Fe ( CO 3 ) (около 48,2% Fe ); Пирит – FeS 2 Месторождения железных руд образуются в различных геологических усл овиях; с этим связано разнообразие состава руд и условий их залегания. Же лезные руды разделяются на следующие промышленные типы: Бурые железняки – руды водной окиси желез а (главный минерал – гидрогетит), 30-55% железа. Красные железняки , или гематитовые руды (гл авный минерал – гематит, иногда с магнетитом), 51-66% железа. Магнитные железняки (главный минерал – магнетит), 50-65% желез а. Сидеритовые или карбонатные осадочные руды, 30-35% железа. Силикатные осадочные железные руды, 25-40% железа. Большие запасы железных руд находятся на Урале, где целые горы (например Магнитная, Качканар, Высокая и др.) образованы магнитным же лезняком. Большие залежи железных руд имеются вблизи Курска, на Кольском полуострове, в Западной и Восточной Сибири, на дальнем Востоке, на Украин е. Железо является также одним из наиболее ра спространенных элементов в природных водах, где среднее содержание его колеблется в интервале 0,01-26 мг/л. Животные организмы и растения аккумулиру ют железо. Активно аккумулируют железо некоторые виды водорослей, бакте рии. В теле человека содержание железа колеблется от 4 до 7г (в тканях, крови, вн утренних органах). Железо поступает в организм с пищей. Суточная потреб ность взрослого человека в железе составляет 11-30мг. В основных пищевых пр одуктах содержится следующее количество железа (в мкг/100г.): Рыба – 1000 Мясо – 3000 Хлеб – 4000 Молоко – 70 Картофель, овощи, фрукты – от 600 до 900 2. Химические свойства железа, его основные соединения Жел езо – элемент VIII груп пы периодической системы. Атомный номер 26, атомный вес 55,85 (56). Конфигурация в нешних электронов атома 3 d 6 4 s 2 . По химическим свойствам же лезо как переходный элемент близок к соседним элементам той же группы пе риодической системы – никелю и кобальту. В соединениях железо чаще 2-х и 3- х валентно, но известны также валентности 1, 4 и 6. Для высших валентных состояний железа характерны кислотные свойства. Железо, особенно 3-х валентное, склонно к комплексообразованию. В химическом отношении железо – металл средней активности. В сухом возд ухе при нагревании до 150-200 о на поверхности к омпактного железа образуется тонкая защитная оксидная пленка, предохр аняющая его от дальнейшего окисления. Во влажном воздухе железо быстро ржавеет, т.е. покрывается бурым налето м гидратированного оксида железа, который вследствие своей рыхлости не защищает железо от дальнейшего окисления. В воде железо интенсивно корр одирует. При обильном доступе кислорода при этом образуются гидратные ф ормы оксида железа. При недостатке кислорода или при его затрудненном доступе образуется с мешанный оксид Fe 3 O 4 ( Fe 2 O 3* FeO ): 3 Fe + 2 O 2 = Fe 3 O 4 Fe 3 O 4 служит материалом для изготовления анодов в ряде электрохимических производств. Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 Fe + H 2 SO 4 ( разб .) = FeSO 4 + H 2 В концентрированных кис лотах– окислителях железо растворяется только при нагревании: 2Fe + 6H 2 SO 4 ( конц .) Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O Fe + 6HNO 3 ( конц .) Fe(NO 3 ) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O Однако в серной кислоте, концентрация которой близка к 100%, железо становится пассивным и взаимодействие практически не происходи т. Для железа характерны два ряда соединений: соединения Fe ( II ) и сое динения Fe ( III ). Первые отвечают оксиду железа ( II ), или закиси железа FeO ; в торые – оксиду железа ( III ), или окиси железа Fe 2 O 3 . Кроме того, известны соли несуществующей железной кислоты H 2 FeO 4 , в которой степень окисления железа +6. 2.1.Основные соединения железа ( II ) Железный купорос – FeSO 4*7 H 2 O – светло-зеленые кристаллы, хорошо растворимые в воде. Применяется для борьбы с вредителями растени й, в производстве чернил и минеральных красок, при крашении тканей, для оч истки сточных вод от цианидов. Получают путем растворения обрезков стал и в 20-30%-ной серной кислоте. Гидроксид железа ( II ) – Fe ( OH ) 2 – белый осадок, который на воздухе вследствие окисления быстро принимает зеленоватую, а затем бурую окраску, переходя в Fe ( OH ) 3 . Его можно получить действием щёлочи на железный купорос. Применяют в качестве пигментов. Оксид железа FeO , черный, легко окисля ющийся порошок. Оксиды железа обычно получают при действии водяного пар а на раскаленное железо. Природные оксиды железа служат основным сырьем для получения металлического железа (его сплавов). Карбонат железа FeCO 3 . П ри действии воды, содержащей CO 2 , карбонат железа, подобно карбонату кальция, частично переход ит в более растворимую кислую соль Fe ( HCO 3 ) 2 . В виде этой соли железо содержится в природных железных во дах. Нитрат железа Fe ( NO 3 ) 3 получается при действии на железо азотной кислоты. Применяется ка к протрава при крашении хлопчатобумажных тканей и как утяжелитель шелк а. Соли железа ( II ) легко могут быть пере ведены в соли железа ( III ) действием ра зличных окислителей, например: HNO 3 , KMnO 4 , Cl 2 и др. 5FeCl 2 + KMnO 4 + 8HCl = FeCl 3 + MnCl 2 + KCl + 4H 2 O 2FeSO 4 + Cl 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2HCl 2.2.Основные соединения железа ( III ) Хлорид железа FeCl 3 – темно-коричневые с зеленым отливом кристаллы. Сильно гигроскопичное ве щество, образуется при нагревании железа с хлором, хлорированием FeCl 2 . Применяется как коагул янт при очистке воды, как протрава при крашении тканей, как катализатор в органическом синтезе. Сульфат железа Fe 2 ( SO 4 ) 3 – очень гигроскопичные, расплывающиеся на воздухе белые кристаллы. Образуют кристаллогидрат Fe ( SO 4 )3*9 H 2 O (желт ые кристаллы). В водных растворах сульфат железа ( III ) сильно гидролизован. Получают растворением оксида Fe 2 O 3 в серной кислоте. Применяется как коагулянт при очистке в оды, для травления металлов, используется при получении меди. Железо-аммонийные квасцы ( NH 4 ) Fe ( SO 4 )2* H 2 O – хорошо растворимые в воде светло-фи олетовые кристаллы. Гидроксид железа ( III ) Fe ( OH ) 3 , боле е слабое основание, чем Fe ( OH ) 2 . Fe 2 O 3 и его производные (ферриты) используют в радиоэлект ронике как магнитные материалы, в том числе как активные вещества магнит офонных лент. Ферриты – вещества, образованные при спл авлении оксида железа ( III ) с карбонат ами натрия или калия – соли не полученной в свободном состоянии железис той кислоты HFeO 2 , напри мер феррит натрия NaFeO 2 : Na 2 CO 3 + Fe 2 O 3 = 2 NaFeO 2 + CO 2 В технике ферритами или ферритными материалами называю т продукты спекания порошков Fe 2 O 3 и оксидов некоторы х двухвалентных металлов, например, Ni , Zn , Mn . 3 . Квасцы Квасцы — двойные сол и, кристаллогидраты сульфатов трёх- и одновалентных металлов общей форм улы M + 2 SO 4 ·M 3+ 2 (SO 4 ) 3 ·24H 2 O (часто записывается как M + M 3+ (SO 4 ) 2 ·12H 2 O), где M + — один из щелочных металлов (литий, натрий, калий, р убидий или цезий), а M 3+ — один из трехвалентн ых металлов (обычно алюминий, хром или железо(III)). Ион аммония (NH 4 + ) может также выступать в роли M + . Квасцы могут быть получены смешением горячих эквимолярных водных раст воров сульфатов соответствующих металлов, при охлаждении таких раство ров из них кристаллизуются квасцы. Двойными называют соли, образованные двумя разными катионами с одним и т ем же анионом. Например, при упаривании водного раствора, содержащего 1 мо ль сульфата аммония ( NH 4 ) 2 SO 4 и 1 моль сульфата железа( III ) Fe 2 (SO 4 ) 3 , выделяется не смесь этих солей, а однородные кристаллы «железоаммонийных квасцов» – аммония-железа (III) с ульфата додекагидрата , имеющие характерную октаэдрическую форму: Двойные соли можно ра ссматривать как комплексные соединения, существующие только в кристал лическом состоянии. При растворении в воде они полностью распадаются на ионы. Так, квасцы диссоциируют на катионы аммония NH 4 + и гексаакважелеза [ Fe (Н 2 О) 6 ] 3+ , сульфат-ионы SО 4 2– и молекулы воды: NH 4 Fe(SO 4 ) 2 *12H 2 O = NH 4 + + [Fe( Н 2 О ) 6 ] 3+ + 2SO 4 2– + 6H 2 O Поэтому химическое п оведение водных растворов двойных солей не отличается от поведения сос тавляющих их обычных солей. Квасцы хорошо растворяются в воде, их водные растворы имеют вяжущий кис ловатый вкус и кислую реакцию из-за гидролиза, например: [Аl(Н 2 О) 6 ] 3+ + Н 2 О [Аl(Н 2 О) 5 (ОН)] 2+ + Н 3 О + . При нагревании квасцы сначала плавятся в содержащейся в них воде, а зате м эту воду теряют, образуя безводные соли. Дальнейшее нагреван ие превращает в смесь оксидов металлов. Железоаммонийные квасцы - кристаллогидрат сульфата жезлеза-аммония NH 4 Fe (SO 4 ) 2 *12H 2 O . Применяют в виде 0,5-1,0%-го водного раствора для полосканий, промываний и т.п. Б лагодаря тому, что соли трёхввалентных металлов вызывают денатурацию б елков, их стали применять в медицине как вяжущее, прижигающее и кровеост анавливающее средство («квасцовый карандаш»). Также квасцы используют для получения несгораемой бумаги, путем пропит ывая проклеенной бумаги насыщенным водным раствором квасцов и высушив ания ее потом на воздухе. Квасцы применяют в приготовлении порошков и паст для очистки серебряны х и золотых украшений, в которые также входят хлорид аммония ( NH 4 Cl ), ляп ис ( AgNO 3 ), тиосульфат на трия ( Na 2 S 2 O 3 ), винный камень (гидротартарат калия); в приготовлении фотографических эмульсий на желатиновой основе; как дубящее средство в кожевенной промышленност и; в качестве протравы при крашении шерстяных и хлопчатобумажных тканей ; как коагулят при очистке воды; изготовлении огнестойких тканей; реаген т для обнаружения SCN – , PO 4 3– , AsO 4 3– и др. 4. Синтез железоаммонийных квасцов NH 4 Fe ( SO 4 ) 2 ·12 H 2 O При готовление Железоаммонийные квасцы можно получить по методике, осно ванной на следующих реакциях: 6FeSO 4 + 2HNO 3 + 4H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2NO 2 + 4H 2 O Fe 2 (SO 4 ) 3 + (NH 4 ) 2 SO 4 + 24H 2 O = 2NH 4 Fe(SO 4 ) 2 *12H 2 O В фарфоровой чашке растворяют 4 г FeSO 4 *7H 2 O (техн.) в 8 мл горячей воды и фильтр уют через двойной фильтр. К фильтрату добавляют 0,5 мл H 2 SO 4 (пл. 1,84, С = 96%), подогревают до 30-35°С и ме дленно приливают (под тягой!) 0,5-0,7 мл HNO 3 (техн., пл . 1,38, С = 63%). Раствор становится темно-бурым, а в конце реакции приобретает крас новато-коричневую окраску. Далее раствор упаривают на водяной бане при 80°С до сиропообразного сост ояния (для удаления HNO 3 и окислов азота), добав ляют 8 мл воды и снова упаривают до появления кристаллической пленки. К по лученному насыщенному раствору Fe 2 (SO 4 ) 3 приливают 3 мл вод ы и горячий отфильтрованный раствор 0,65 г (NH 4 ) 2 SO 4 (техн.) в 1,6 мл в оды и 0,1-3 мл H 2 SO 4 (п л. 1,84, С = 96%). Смесь тщательно перемешивают стеклянной палочкой, медленно охл аждают до 0 °С и выпавшие кристаллы отсасывают на воронке Бюхнера. Выход 4,8 - 5 г. Для очистки от Cl - и NO 3 - соль растворяют в 4 – 4,5 мл теплой воды, слегка подки сленной H 2 SO 4 , и о хлаждают до 0°С. Кристаллы отсасывают на воронке Бюхнера и сушат непродо лжительное время на пергаменте при комнатной температуре. Выход 4 г (80%). Полученный препарат обычно соответствует реактиву квалифик ации х. ч. 5. Физические свойства NH 4 Fe(SO 4 ) 2 *12H 2 O Бесцветные октаэдрические кристаллы, но обычно препарат имее т светло-аметистовую окраску. При стоянии на воздухе кристаллы становят ся светло-коричневыми, при нагревании до 33 °С окрашиваются в коричневый ц вет.. При 150°С реактив теряет 11,5 молекул H 2 O, при 750 °С полностью обезвоживается. М = 482,20 (г/моль) Плотность 1,17 г/см 3 Температура плавления Т пл. = 39-41°С Температура разложения T р. = 230°C Растворимость: вода: L (25°C) = 124 (г/100г H 2 O ) вода: L (100°C) = 400 (г/100г H 2 O ) В спиртах не растворяется. Показатель преломле ния: 1,4854 (20°C) 6. Качественные реакции Обнаружение иона аммония. Обычно к предполагае мому раствору добавляют щёлочь и нагревают. Если ион аммония присутству ет, то при повышении температуры начнёт выделяться аммиак. Это легко мож но определить по характерному запаху. NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O Обнаружение сульфа т-иона. Реагентом на сульфат-ион является катион бария Ba 2+ . При его взаимодейств ии с анионом SO 4 2- выпадает белый осадок. Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 Обнаружение иона железа Fe 3+ . Характерной реакцией, отличаю щей соли железа ( III ) от солей железа ( II ), служит действие роданида калия KCNS (или роданида аммония) – появляет ся кроваво-красная окраска роданида железа ( III ) – Fe ( CNS ) 3 . Fe 3+ + 3KCNS = Fe(CNS) 3 + 3K + 7. Расчёты Согласно синтезу, пр иведённому в разделе 4, теоретический выход продукта (железоаммонийных к васцов) равен теор. = 4г. Практический выход равен практич. = 3,2г. Абсолютная ошибка рассчитывается по формуле: = теор. - практич. = 4 – 3,2 = 0,8 (г.) Относительную ошибк у можно рассчитать по следующей формуле: = = = 0,2 8. Вывод Теоретический выход продукта составляет 4г. Практический – 3,2г. Относительная ошибка составл яет 20%. Вероятнее всего, эта ошибка возникла по причине того, что будучи хорошо р астворимыми, квасцы не успели кристаллизоваться на фильтровальной бум аге во время фильтрации на воронке Бюхнера. А также вещество могло улету читься во время просушивания в сушильном шкафу. Тот факт, что я получила именно железоаммонийные квасцы, подтверждают ка чественные реакции, приведённые в пункте 6. 9. Список использованной литературы 1. Ангелов И.И., Карякин Ю.В. Чистые химические вещества. Издание IV , переработанное и дополненное. Изд ательство «Химия», М.: 1974г. 2. Бусев А.И., Ефимов И.П. Определения, понятия, термины в химии. Пособие для уч ащихся. Изд. 2-е, перераб. М., «Просвещение», 1977. 3. Вредные химические вещества. Неорганические соединения V - VIII груп п. Справ. изд./ Под ред. В.А. Филова и др. — Л.: "Химия",1989. 4. Некрасов Б.В. Основы общей химии. Т. 1, идз. 3-е, испр. и доп. М.: Изд-во «Химия», 1973г . 656 с.; 160 табл.; 391 рис. 5. Некрасов Б.В. Основы общей химии. Т. 2, идз. 3-е, испр. и доп. М.: Изд-во «Химия», 1973г . 688 с.; 270 табл.; 426 рис. 6. Химический энциклопедический словарь. Гл. ред. И.Я. Кнунянц – М.: Сов. энци клопедия, 1983 – 792с. 7. История названия некоторых веществ. И.А. Леенсон, стр. 56 // Химия и жизнь. XXI век, №3, 2004г.
1Архитектура и строительство
2Астрономия, авиация, космонавтика
 
3Безопасность жизнедеятельности
4Биология
 
5Военная кафедра, гражданская оборона
 
6География, экономическая география
7Геология и геодезия
8Государственное регулирование и налоги
 
9Естествознание
 
10Журналистика
 
11Законодательство и право
12Адвокатура
13Административное право
14Арбитражное процессуальное право
15Банковское право
16Государство и право
17Гражданское право и процесс
18Жилищное право
19Законодательство зарубежных стран
20Земельное право
21Конституционное право
22Конституционное право зарубежных стран
23Международное право
24Муниципальное право
25Налоговое право
26Римское право
27Семейное право
28Таможенное право
29Трудовое право
30Уголовное право и процесс
31Финансовое право
32Хозяйственное право
33Экологическое право
34Юриспруденция
 
35Иностранные языки
36Информатика, информационные технологии
37Базы данных
38Компьютерные сети
39Программирование
40Искусство и культура
41Краеведение
42Культурология
43Музыка
44История
45Биографии
46Историческая личность
47Литература
 
48Маркетинг и реклама
49Математика
50Медицина и здоровье
51Менеджмент
52Антикризисное управление
53Делопроизводство и документооборот
54Логистика
 
55Педагогика
56Политология
57Правоохранительные органы
58Криминалистика и криминология
59Прочее
60Психология
61Юридическая психология
 
62Радиоэлектроника
63Религия
 
64Сельское хозяйство и землепользование
65Социология
66Страхование
 
67Технологии
68Материаловедение
69Машиностроение
70Металлургия
71Транспорт
72Туризм
 
73Физика
74Физкультура и спорт
75Философия
 
76Химия
 
77Экология, охрана природы
78Экономика и финансы
79Анализ хозяйственной деятельности
80Банковское дело и кредитование
81Биржевое дело
82Бухгалтерский учет и аудит
83История экономических учений
84Международные отношения
85Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
86Финансы
87Ценные бумаги и фондовый рынок
88Экономика предприятия
89Экономико-математическое моделирование
90Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
Неправда, что Моторола жив. Моторолу убил Стив Джобс. Своим первым айфоном.
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2016
Рейтинг@Mail.ru